Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
6. Соединения галогенов с кислородом.
Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем.
Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее – оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме F2, проявляют положительную степень окисления.
Фторид кислорода OF2 можно получить пропусканием фтора в охлажденный двухпроцентный раствор NaOH.
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2 (O2 + O3 + H2O2) всегда образуется
Рассмотрим как изменяется прочность, сила и окислительная активность этих кислот с увеличением степени окисления хлора.
Хлорноватистая кислота HClO получается в водных растворах хлора как продукт гидролиза.
Cl20 + H2 OHClO + HCl-1 реакция диспропорционирования!
Получающиеся при гидролизе HCl и HClO могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция идет не до конца, равновесие устанавливается, когда прореагирует примерно одна треть растворенного хлора.
HClO – слабее угольной, нестойкая, даже в разбавленном растворе постепенно распадается.
HClO – очень сильный окислитель, ее образованием при взаимодействии Cl2 с H2O объясняются белящие свойства хлора; у сухого Cl2 белящие свойства отсутствуют.
В растворе HClO испытывает три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга.
HClO = HCl + O (1)
Выделяющийся атомарный кислород обесцвечивает краски (пигменты) и убивает микробов. Поэтому Cl2 оказался незаменимым средством отбеливания х/б тканей и бумаги. Однако шерсть и шелк не обеспечивают хлором, эти белковые вещества хлор разрушают так же легко, как и красители.
2HOCl = H2O + Cl2O (2)
идет в присутствие водоотнимающих веществ (CaCl2). В результате реакции получается оксид хлора(1) – хлорноватистый ангидрид Cl2O, представляющий собой крайне неустойчивый желто-бурый газ с запахом, похожим на запах хлора.
3HOCl = 2HCl + HClO3 (3) хлорноватая к-та.
Соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты образуются при пропускании хлора через холодные растворы щелочей, например:
Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O жавелевая вода
Получающаяся жидкость - жавелевая вода содержит гипохлорит и хлорид калия. Она также применяется для отбеливания тканей. Белящие свойства ее обусловлены тем, что KClO взаимодействует с двуокисью углерода воздуха в присутствие воды
KClO + H2O + CO2 = KHCO3 + HClO
Получившаяся HClO разрушает пигменты.
Действуя хлором на сухой гидроксид кальция (гашеная известь (Ca(OH)2)), получают смесь, называемую хлорной или белильной известью.
Хлористая кислота (HClO2) почти также малоустойчива, как и HClO, в свободном состоянии не встречается. Она немного сильнее HClO, но уступает ей по окислительной активности. Соли ее - хлориты -KClO2 и NaClO2 - как и гипохлориты, используют для отбеливания тканей.
NaClO2 = NaCl + O2
Хлорноватая кислота (HClO3) более устойчива и существует в виде водных растворов с концентрацией не выше 50%. Получают ее при действии на соли кислоты концентрированной серной кислотой
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = BaSO4 +2HClO3
По степени диссоциации она приближается к азотной и соляной кислотам, т.е. может считаться сильной кислотой. В растворах у HClO3 окислительные свойства выражены хорошо, а у ее солей гораздо слабее. Соли ее – хлораты – ядовиты, большинство из них растворимы в воде. Наибольшее применение у хлоратов находит KClO3 - бертоллетова соль. Получают ее, пропуская Cl2 в горячий раствор KOH.
3Cl2 + 6KOH = 5 KCl + KClO3 + 3H2O
KClO3 мало растворим в холодной воде, при охлаждении раствора он выпадает в осадок. Хлорат калия применяют в пиротехнике для приготовления бенгальских огней и других легковоспламеняющихся смесей (с серой, углем и фосфором образует смеси, взрывающиеся при ударе). Главный потребитель хлората калия это спичечная промышленность (в спичечной головке до 50% хлората калия).
При осторожном нагревании KClO3 без катализатора, его разложение протекает согласно схеме
4KClO3 = 3 KClO4 + KCl
перхлорат калия
Перхлорат калия – соль хлорной кислоты, очень мало растворим в воде и поэтому может быть легко выделен. Хлорную кислоту можно получить, действуя на перхлорат калия концентрированной серной кислотой.
2 KClO4 + H2SO4 = K2SO4 +2 HClO4
HClO4 – бесцветная, дымящая на воздухе жидкость (Ткип=110оС), водные растворы ее достаточно устойчивы. По степени диссоциации HClO4 –самая сильная из известных кислот, но окислительная активность ее слабее, чем у HClO3 = 88%). Соли хлорной кислоты- перхлораты- за немногим исключением (перхлорат калия) хорошо растворимы в воде и в растворах окислительных свойств не проявляют.
Кислородные соединения брома и йода.
Растворы бромноватистой (HOBr) и иодноватистой (HOI) кислот могут быть получены, подобно HOCl, взаимодействием соответствующих галогенов с водой.
Br2 + H2O = HBr + HOBr
I2 + H2O = HI + HOI
В ряду Cl2---Br2---I2 равновесие реакции смещается влево.
Эти кислоты являются очень слабыми, существуют только в растворе. В ряду
HOCl--------HOBr-------HOI
Уменьшается устойчивость, окислительная активность, ослабляются кислотные свойства. Йодноватистая кислота даже обладает амфотерными свойствами, она диссоциирует как кислота и как основание
HOI = H+ + IO-
HOI = I+ + OH-
Бромноватую (HBrO3) и иодноватую (HIO3) кислоты можно получить путем окисления бромной или йодной воды хлором
Br2+ 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10 HCl
Бромноватая кислота по свойствам похожа на хлорноватую кислоту, в свободном состоянии не существует, известна только в растворах.
Йодноватая кислота гораздо устойчивей хлорноватой и бромноватой. Она представляет собой бесцветное вещество, легко растворимое в воде. Соли ее йодаты более устойчивы, чем хлораты и броматы, разлагаются только выше 400о С. Йодаты являются сильными окислителями. Их используют в фотографии и производстве красок.
Таким образом, в ряду HClO3-HBrO3-HIO3 повышается устойчивость, а кислотные свойства ослабевают и окислительная активность падает.
7. Сера, селен, теллур
Се́ра — элемент 6-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S.В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.
Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.
Важнейшие природные минералы серы: FeS2 — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка , PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.
Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима.
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:
При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых — высший сульфид P2S5:
Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:
(сероводород)
(сероуглерод)
При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:
.
Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:
Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:
.
Полученный сплав называется серной печенью.
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:
(конц.)
(конц.)
Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот, витаминов ,ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка. Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе.Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.
Селе́н — химический элемент 6-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se . хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета.
Селен — аналог серы и проявляет степени окисления −2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 — сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) — гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.
Простое вещество — селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно) только будучи расплавленным.
В отличие от SO2, SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O → H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, которая проявляет более кислотные свойства, чем серная.
Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.
В организме человека содержится 10-14 мг селена, большая его часть сконцентрирована в печени, почках, селезенке, сердце. Селен присутствует в ядре клетки.
Селен применяется как мощное противораковое средство, а также для профилактики широкого спектра заболеваний.
Теллу́р — химический элемент 6-й группы, 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52.
Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый.
Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2.
При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO2. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500—600 °C.
В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.
Микроколичества теллура всегда содержатся в живых организмах, его биологическая роль не выяснена. Теллур и его летучие соединения токсичны.
8. Вещество, поле, атом, молекула, моль.
Материя – это объективная реальность, существующая независимо от нашего сознания и данная нам в ощущениях.
Известны две формы существования материи – вещество и поле.
Вещество - материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя . Все вещества состоят из атомов, следовательно, из электронов, протонов и нейтронов. Химия изучает первую форму существования материи - вещество. Химия- это наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и строения (наука о веществах и их превращениях).
Поле – материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц, не является непосредственным объектом химии.
1.Все вещества состоят из молекул, атомов или ионов. Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы находятся в постоянном хаотическом движении, называемом тепловым и с повышением температуры скорость движения молекул увеличивается.
3. Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами, составом, строением и химическими свойствами.
4.Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов
( Fe, Si, H2 , F2 , N2), молекулы сложных веществ – из различных атомов(CO2, C6H6, NaCI) . Простые вещества – гомосоединения, сложные – гетеросоединения в агрегатном состоянии устойчивом при стандартных условиях .
5.Атомом называется наименьшая частица химического элемента.
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и электронной оболочкой.
Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов (суммарный заряд которых равен нулю).
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.
Масса 1 моль вещества называется молярной массой (М) и она равна отношению массы этого вещества m к его количеству n.
m
M = —— г/моль или кг/моль
n
9. Законы Авагадро, сохранения массы и энергии, постоянства состава, эквивалентов,кратных отношений.Уравнение идеального газа.
Закон Авогадро:
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении ) содержится равное число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
2. При н.у. (т.е. Р =101325 Па и Т = 273,15 К) 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л. Такой объем называется молярным объемом газа (Vм) и имеет размерность (л/моль)
3. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:
m1 M1
—— = —— = D2
m2 M2
это отношение называется относительной плотностью первого газа по второму(D2).
D2= m1/m2 = M1/M2, откуда М1 = D2 ∙ М2.
Число атомов (NА)в 0,012 кг углерода (т.е. в 1 моль) легко определить, зная массу атома углерода – 1,993х10-26 кг
0,012 кг/моль
NА = ———————— = 6,02 ∙ 10 23 моль
1,993 ∙ 10 -26 кг
Эта величина называется постоянной Авогадро.
Закон сохранения массы и энергии:
Е = m ∙ с2
Каждое химическое уравнение символизирует собой закон сохранения массы и энергии, который в уточненной формулировке гласит:
Суммарные массы и энергии веществ, вступающие в реакцию, всегда равны суммарным массам и энергиям продуктов реакции.
Закон постоянства состава:
Всякое чистое вещество, независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав
Закон постоянства состава не применим к жидким и твердым растворам (Н2О и NаCl – раствор).
Закон кратных отношений:
Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон эквивалентов:
Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в ОВР одному электрону.
Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m1,m2) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (МЭ1,МЭ2)
m1 Mэ1 m1 m2
—— = ——— < = > —— = ——
m2 МЭ2 MЭ1 МЭ2
Из математической записи закона эквивалентов следует, что количество моль - эквивалентов веществ в реакции равны между собой.
n экв1 = nэкв2
Выражение уравнения состояния идеального газа или, иначе, уравнение Клапейрона – Менделеева имеет вид:
m
P ∙ V = —— R∙ T
M
R называется универсальной газовой постоянной. Р-давление, V-объем.
10. Химия d- и f-элементов
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов. В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-элементов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.
d-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.
Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s2d1 (третья группа) и заканчивается s2d10 (двенадцатая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s1d5 (но не s2d4) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s1d10 (но не s2d9). Одиннадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны.
D-блок-элементы также известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, еще не проведены.
В s-блоке и p-блоке периодической таблицы аналогичные свойства, через периоды, как правило, не наблюдаются: самые важные свойства усиливаются по вертикали у нижних элементов данных групп. Примечательно, что различия элементов входящих в d-блок по горизонтали, через периоды, становятся более выраженными.
Лютеций и лоуренсий находятся в d-блоке, и они не считаются переходными металлами, но лантаноиды и актиноиды, что примечательно, таковыми считаются с точки зрения ИЮПАК. Двенадцатая группа химических элементов хоть и находится в d-блоке, однако считается, что входящие в неё элементы являются постпереходными элементами
f-блок в периодической таблице — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают f-орбиталь
В данный блок входят актиноиды и лантаноиды
Фактическая электронная конфигурация элементов, входящих в этот блок, может отличаться от истинной и не может не подпадать под определение правила Клечковского. Данный блок делится на две группы:
Существует давний спор относительно того какие элементы следует относить к данным группам: актиний и лантан, или же лютеций и лоуренсий. Это связано с тем, что количество f-электронов, находящихся на внешнем электронном слое, может быть только до 14
Все элементы являющиеся лантаноидами формируют M3+ ионы. В водных растворах лантаноиды, находящиеся ближе к лантану, окружены девятью молекулами воды, в то время как элементы, находящиеся ближе к концу, окружены восемью молекулами воды. Однако, есть элементы, например церий, которые формируют M4+ ионы; Ce4+ имеет очень стабильную электронную конфигурацию ксенона — инертного газа. Данный ион является довольно сильным окислителем. Ион Eu2+ имеет электронную конфигурацию [Xe]4f7 и является сильными восстановителем. Существование Eu2+ обусловлено стабильностью наполовину заполненной f-оболочки.
Лёгкие актиноиды (от тория до америция) могут иметь степени окисления от +3 до +4 (Th), +5 (Pa), +6 (U, Am), +7 (Np, Pu). Однако соединения Np, Pu и Am в высших степенях окисления неустойчивы из-за медленного самовосстановления вследствие радиоактивного распада. Остальные актиноиды напоминают лантаноиды тем, что имеют основную степень окисления равную +3.
Ионы f-элементов во всех степенях окисления (кроме Th4+) и в катионной, и в анионной формах имеют разнообразную окраску в растворах, что связано с легкостью f-s и f-d электронных переходов.